PH-Wert

Reagenzgläser mit Lösungen von pH 1-10, die mit einem Indikator gefärbt sind ⓘ

In der Chemie ist der pH-Wert (/piːˈeɪtʃ/), der historisch gesehen das "Wasserstoffpotenzial" (oder die "Kraft des Wasserstoffs") bezeichnet, eine Skala zur Angabe des Säure- oder Basizitätsgrades einer wässrigen Lösung. Saure Lösungen (Lösungen mit höheren Konzentrationen von H⁺-Ionen) haben einen niedrigeren pH-Wert als basische oder alkalische Lösungen. ⓘ

Die pH-Skala ist logarithmisch und gibt umgekehrt die Konzentration der Wasserstoffionen in der Lösung an. ⓘ

${\ce {pH}}=-\log(a_{\ce {H+}})=-\log([{\ce {H+}}]/{\ce {M}})$ ⓘ

wobei M = mol dm-3. Bei 25 °C sind Lösungen mit einem pH-Wert von weniger als 7 sauer und Lösungen mit einem pH-Wert von mehr als 7 basisch. Lösungen, die bei dieser Temperatur einen pH-Wert von 7 haben, sind neutral (z. B. reines Wasser). Der neutrale Wert des pH-Wertes hängt von der Temperatur ab - er ist niedriger als 7, wenn die Temperatur über 25 °C steigt. Der pH-Wert kann bei sehr konzentrierten starken Säuren kleiner als 0 und bei sehr konzentrierten starken Basen größer als 14 sein. ⓘ

Die pH-Skala ist auf eine Reihe von Standardlösungen rückführbar, deren pH-Wert durch eine internationale Vereinbarung festgelegt ist. Primäre pH-Standardwerte werden mit Hilfe einer Konzentrationszelle mit Übertragung durch Messung der Potenzialdifferenz zwischen einer Wasserstoff-Elektrode und einer Standardelektrode wie der Silberchlorid-Elektrode bestimmt. Der pH-Wert wässriger Lösungen kann mit einer Glaselektrode und einem pH-Meter oder einem farbwechselnden Indikator gemessen werden. Die Messung des pH-Werts ist in der Chemie, der Agrarwissenschaft, der Medizin, der Wasseraufbereitung und vielen anderen Bereichen von Bedeutung. ⓘ

Geschichte

Das Konzept des pH-Wertes wurde erstmals 1909 von dem dänischen Chemiker Søren Peder Lauritz Sørensen im Carlsberg-Laboratorium eingeführt und 1924 in den modernen pH-Wert umgewandelt, um Definitionen und Messungen in Bezug auf elektrochemische Zellen zu ermöglichen. In den ersten Abhandlungen hatte die Notation H- als tiefgestelltes Zeichen vor dem klein geschriebenen p, also: p_H-.

Für das Zeichen p schlage ich die Bezeichnung "Wasserstoffionenexponent" und das Symbol p_H- vor. Unter dem Wasserstoffionenexponenten (p_H-) einer Lösung ist dann der negative Wert des Briggsschen Logarithmus des zugehörigen Wasserstoffionen-Normalitätsfaktors zu verstehen. ⓘ

Die genaue Bedeutung des Buchstabens p in "pH" ist umstritten, da Sørensen nicht erklärt hat, warum er ihn verwendet. Sørensen beschreibt eine Methode zur Messung des pH-Wertes anhand von Potenzialdifferenzen, und er steht für die negative Potenz von 10 in der Wasserstoffionenkonzentration. Der Buchstabe p könnte für die französische puissance, die deutsche Potenz oder das dänische potens stehen, was "Kraft" bedeutet, oder er könnte "Potenzial" bedeuten. Alle Wörter dafür beginnen im Französischen, Deutschen und Dänischen mit dem Buchstaben p - alles Sprachen, in denen Sørensen veröffentlichte: Das Carlsberg-Laboratorium war französischsprachig, Deutsch war die vorherrschende Sprache für wissenschaftliche Veröffentlichungen, und Sørensen war Däne. Auch an anderen Stellen des Papiers verwendete er den Buchstaben q in ähnlicher Weise. Es ist auch möglich, dass er die Prüflösung willkürlich mit "p" und die Referenzlösung mit "q" bezeichnete; diese Buchstaben werden oft paarweise verwendet. In einigen Literaturquellen heißt es, dass das "pH" für den lateinischen Begriff pondus hydrogenii (Wasserstoffmenge) oder potentia hydrogenii (Wasserstoffkraft) steht, obwohl dies in Sørensens Schriften nicht belegt ist. ⓘ

In der Chemie steht das p für "dezimaler Logarithmus von" und wird auch in der Bezeichnung pKa für die Dissoziationskonstanten von Säuren und pOH für Hydroxidionen verwendet. ⓘ

Die Bakteriologin Alice C. Evans, die für den Einfluss ihrer Arbeit auf die Milchwirtschaft und die Lebensmittelsicherheit berühmt ist, schrieb William Mansfield Clark und seinen Kollegen (zu denen sie gehörte) die Entwicklung von pH-Messmethoden in den 1910er Jahren zu, die einen großen Einfluss auf die spätere Verwendung im Labor und in der Industrie hatten. In ihren Memoiren erwähnt sie nicht, wie viel oder wie wenig Clark und seine Kollegen einige Jahre zuvor über Sørensens Arbeit wussten. Sie sagte:

In diesen Studien [über den bakteriellen Stoffwechsel] richtete sich Dr. Clarks Aufmerksamkeit auf die Wirkung von Säure auf das Wachstum von Bakterien. Er fand heraus, dass die Intensität der Säure in Form der Wasserstoffionenkonzentration ihr Wachstum beeinflusst. Die bisherigen Methoden zur Messung des Säuregehalts bestimmten jedoch die Menge, nicht die Intensität der Säure. Als nächstes entwickelte Dr. Clark zusammen mit seinen Mitarbeitern genaue Methoden zur Messung der Wasserstoffionenkonzentration. Diese Methoden ersetzten die ungenaue Titrationsmethode zur Bestimmung des Säuregehalts, die in biologischen Labors auf der ganzen Welt verwendet wurde. Außerdem erwiesen sie sich als anwendbar in vielen industriellen und anderen Prozessen, in denen sie breite Anwendung fanden. ⓘ

Die erste elektronische Methode zur Messung des pH-Werts wurde 1934 von Arnold Orville Beckman, einem Professor am California Institute of Technology, erfunden. Er reagierte damit auf den Wunsch des örtlichen Zitrusanbauers Sunkist nach einer besseren Methode, um den pH-Wert von Zitronen, die sie in ihren nahe gelegenen Obstplantagen pflückten, schnell zu testen. ⓘ

Der dänische Chemiker Søren Sørensen führte im Jahr 1909 den Wasserstoffionenexponenten in der Schreibweise p_H^• für die Konzentration von Wasserstoffionen C_p gleich 10^−p_H• ein. Die p_H^•-Werte wurden über elektrometrische Messungen bestimmt. Die Schreibweise p_H^• ging später in die heutige Schreibweise pH über. Der Buchstabe H wurde von Sørensen als Symbol für Wasserstoffionen verwendet, den Buchstaben p wählte er willkürlich als Index für seine zu messenden Lösungen (z. B. C_p) und q als Index für seine Referenzlösungen (z. B. C_q) aus. ⓘ

Von Wasserstoffionen (H⁺) oder Wasserstoffionenexponent zu sprechen geht auf das Säure-Base-Konzept nach Arrhenius zurück. Heute wird in der Regel dem Säure-Base-Konzept nach Brønsted gefolgt und von Oxoniumionen (H₃O⁺) gesprochen, einem Ion, das sich aus einem Wassermolekül durch Reaktion mit einem Protonendonator gebildet und dabei selbst als Protonenakzeptor reagiert hat. ⓘ

Definition und Messung

pH-Wert

Der pH-Wert ist definiert als der dezimale Logarithmus des Kehrwerts der Wasserstoffionenaktivität a_H+ in einer Lösung. ⓘ

${\ce {pH}}=-\log _{10}(a_{{\ce {H+}}})=\log _{10}\left({\frac {1}{a_{{\ce {H+}}}}}\right)$ ⓘ

Für eine Lösung mit einer Wasserstoffionenaktivität von 5×10-6 (bei diesem Wert handelt es sich im Wesentlichen um die Anzahl der Mole von Wasserstoffionen pro Liter Lösung) beträgt das Argument des Logarithmus 1/(5×10-6) = 2×10⁵; eine solche Lösung hat also einen pH-Wert von log₁₀(2×10⁵) = 5,3. Betrachten wir folgendes Beispiel: Eine Menge von 10⁷ Molen reinen Wassers bei 25 °C (pH = 7) oder 180 metrischen Tonnen (18×10⁷ g) enthält fast 18 g dissoziierte Wasserstoffionen. ⓘ

Beachten Sie, dass der pH-Wert von der Temperatur abhängt. So beträgt der pH-Wert von reinem Wasser bei 0 °C etwa 7,47. Bei 25 °C liegt er bei 7,00, und bei 100 °C bei 6,14. ⓘ

Diese Definition wurde gewählt, weil ionenselektive Elektroden, die zur Messung des pH-Werts verwendet werden, auf Aktivität ansprechen. Im Idealfall folgt das Elektrodenpotenzial E der Nernst-Gleichung, die für das Wasserstoffion wie folgt geschrieben werden kann ⓘ

$E=E^{0}+{\frac {RT}{F}}\ln(a_{{\ce {H+}}})=E^{0}-{\frac {2.303RT}{F}}{\ce {pH}}$ ⓘ

wobei E ein gemessenes Potenzial, E⁰ das Standardelektrodenpotenzial, R die Gaskonstante, T die Temperatur in Kelvin und F die Faraday-Konstante ist. Für H⁺ ist die Anzahl der übertragenen Elektronen eins. Daraus folgt, dass das Elektrodenpotenzial proportional zum pH-Wert ist, wenn der pH-Wert als Aktivität definiert ist. Die genaue Messung des pH-Wertes wird in der internationalen Norm ISO 31-8 wie folgt beschrieben: Eine galvanische Zelle wird eingerichtet, um die elektromotorische Kraft (EMK) zwischen einer Bezugselektrode und einer für die Wasserstoffionenaktivität empfindlichen Elektrode zu messen, wenn beide in dieselbe wässrige Lösung eingetaucht sind. Bei der Referenzelektrode kann es sich um eine Silberchlorid- oder Kalomelelektrode handeln. Die wasserstoffionenselektive Elektrode ist eine Standard-Wasserstoffelektrode. ⓘ

Referenzelektrode | konzentrierte KCl-Lösung || Messlösung | H₂ | Pt ⓘ

Zunächst wird die Zelle mit einer Lösung bekannter Wasserstoffionenaktivität gefüllt und die elektromotorische Kraft, E_S, gemessen. Dann wird die elektromotorische Kraft E_X derselben Zelle, die die Lösung mit dem unbekannten pH-Wert enthält, gemessen. ⓘ

${\ce {pH(X)}}={\ce {pH(S)}}+{\frac {E_{{\ce {S}}}-E_{{\ce {X}}}}{z}}$ ⓘ

Die Differenz zwischen den beiden gemessenen elektromotorischen Kraftwerten ist proportional zum pH-Wert. Bei dieser Kalibrierungsmethode ist es nicht erforderlich, das Standard-Elektrodenpotential zu kennen. Die Proportionalitätskonstante, 1/z, ist im Idealfall gleich ${\frac {1}{2.303RT/F}}\$die "Nernstsche Steigung". ⓘ

Um dieses Verfahren in der Praxis anzuwenden, wird eine Glaselektrode anstelle der unhandlichen Wasserstoffelektrode verwendet. Eine kombinierte Glaselektrode hat eine eingebaute Referenzelektrode. Sie wird gegen Pufferlösungen mit bekannter Wasserstoffionenaktivität kalibriert. Die IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) hat die Verwendung einer Reihe von Pufferlösungen mit bekannter H⁺-Aktivität vorgeschlagen. Es werden zwei oder mehr Pufferlösungen verwendet, um der Tatsache Rechnung zu tragen, dass die "Steigung" leicht vom Idealwert abweichen kann. Zur Umsetzung dieses Kalibrierungsansatzes wird die Elektrode zunächst in eine Standardlösung getaucht und der Messwert auf einem pH-Meter so eingestellt, dass er dem Wert des Standardpuffers entspricht. Der Messwert einer zweiten Standardpufferlösung wird dann mit Hilfe der "Steilheitskontrolle" so eingestellt, dass er dem pH-Wert dieser Lösung entspricht. Weitere Einzelheiten sind in den IUPAC-Empfehlungen enthalten. Wenn mehr als zwei Pufferlösungen verwendet werden, wird die Elektrode kalibriert, indem die beobachteten pH-Werte an eine gerade Linie in Bezug auf die Standardpufferwerte angepasst werden. Handelsübliche Standardpufferlösungen enthalten in der Regel Angaben zum Wert bei 25 °C und einen Korrekturfaktor, der bei anderen Temperaturen anzuwenden ist. ⓘ

Die pH-Skala ist logarithmisch und daher ist der pH-Wert eine dimensionslose Größe. ⓘ

P[H]

Dies war die ursprüngliche Definition von Sørensen aus dem Jahr 1909, die 1924 zugunsten des pH-Wertes abgelöst wurde. [H] ist die Wasserstoffionenkonzentration, die in der modernen Chemie als [H⁺] bezeichnet wird und die scheinbar Konzentrationseinheiten hat. Korrekterweise sollte die thermodynamische Aktivität von H⁺ in verdünnter Lösung durch [H⁺]/c₀ ersetzt werden, wobei die Konzentration im Normzustand c₀ = 1 mol/L ist. Dieses Verhältnis ist eine reine Zahl, deren Logarithmus definiert werden kann. [H ⓘ]

Es ist jedoch möglich, die Wasserstoffionenkonzentration direkt zu messen, wenn die Elektrode in Bezug auf die Wasserstoffionenkonzentration kalibriert wird. Eine weit verbreitete Methode ist die Titration einer Lösung mit bekannter Konzentration einer starken Säure mit einer Lösung mit bekannter Konzentration einer starken Lauge in Gegenwart einer relativ hohen Konzentration eines Hintergrund-Elektrolyten. Da die Konzentrationen von Säure und Lauge bekannt sind, ist es einfach, die Wasserstoffionenkonzentration zu berechnen, so dass das gemessene Potenzial mit den Konzentrationen korreliert werden kann. Die Kalibrierung wird in der Regel mit Hilfe eines Gran-Plots durchgeführt. Dieses Verfahren bewirkt, dass die Aktivität mit dem Zahlenwert der Konzentration gleichgesetzt wird. [H ⓘ]

Die Glaselektrode (und andere ionenselektive Elektroden) sollten in einem Medium kalibriert werden, das dem zu untersuchenden Medium ähnlich ist. Möchte man beispielsweise den pH-Wert einer Meerwasserprobe messen, sollte die Elektrode in einer Lösung kalibriert werden, die in ihrer chemischen Zusammensetzung dem Meerwasser ähnelt, wie unten beschrieben. [H ⓘ]

Der Unterschied zwischen p[H] und pH ist recht gering. Es wurde festgestellt, dass pH = p[H] + 0,04. Es ist üblich, den Begriff "pH" für beide Arten von Messungen zu verwenden. [H ⓘ]

pH-Indikatoren

Durchschnittlicher pH-Wert gängiger Lösungen

Substanz	pH-Bereich	Typ ⓘ
Batteriesäure	< 1	Säure
Magensäure	1.0 – 1.5
Essig	2.5
Orangensaft	3.3 – 4.2
Schwarzer Kaffee	5 – 5.03
Milch	6.5 – 6.8
Reines Wasser bei 25 °C	7	Neutral
Meerwasser	7.5 – 8.4	Base
Ammoniak	11.0 – 11.5
Bleichmittel	12.5
Lauge	13.0 – 13.6

Indikatoren können zur Messung des pH-Werts verwendet werden, indem man sich die Tatsache zunutze macht, dass sich ihre Farbe mit dem pH-Wert ändert. Der visuelle Vergleich der Farbe einer Testlösung mit einer Standardfarbkarte ermöglicht eine auf die nächste ganze Zahl genaue pH-Messung. Genauere Messungen sind möglich, wenn die Farbe spektrophotometrisch mit einem Kolorimeter oder Spektralphotometer gemessen wird. Der Universalindikator besteht aus einer Mischung von Indikatoren, die einen kontinuierlichen Farbumschlag von etwa pH 2 bis pH 10 bewirken. Universalindikatorpapier wird aus saugfähigem Papier hergestellt, das mit Universalindikator imprägniert wurde. Eine andere Methode zur Messung des pH-Wertes ist die Verwendung eines elektronischen pH-Meters. ⓘ

pOH

Beziehung zwischen pH und pOH. Rot steht für den sauren Bereich. Blau steht für den basischen Bereich. ⓘ

pOH wird manchmal als Maß für die Konzentration von Hydroxidionen, OH-, verwendet. pOH-Werte werden aus pH-Messungen abgeleitet. Die Konzentration von Hydroxid-Ionen in Wasser ist mit der Konzentration von Wasserstoff-Ionen verbunden durch ⓘ

$[{\ce {OH^-}}]={\frac {K_{{\ce {W}}}}{[{\ce {H^+}}]}}$ ⓘ

wobei KW die Selbstionisationskonstante von Wasser ist. Wenn man logarithmiert ⓘ

${\ce {pOH}}={\ce {p}}K_{{\ce {W}}}-{\ce {pH}}$ ⓘ

Bei Raumtemperatur ist also pOH ≈ 14 - pH. Diese Beziehung ist jedoch unter anderen Umständen, z. B. bei der Messung der Alkalinität des Bodens, nicht unbedingt gültig. ⓘ

Extremwerte des pH-Wertes

Die Messung des pH-Wertes unterhalb von etwa 2,5 (ca. 0,003 mol/dm³ sauer) und oberhalb von etwa 10,5 (ca. 0,0003 mol/dm³ alkalisch) erfordert besondere Verfahren, da bei Verwendung der Glaselektrode das Nernst'sche Gesetz unter diesen Bedingungen zusammenbricht. Dazu tragen verschiedene Faktoren bei. Es kann nicht davon ausgegangen werden, dass die Potentiale der Flüssigkeitsübergänge unabhängig vom pH-Wert sind. Außerdem bedeutet ein extremer pH-Wert, dass die Lösung konzentriert ist, so dass die Elektrodenpotenziale durch die Variation der Ionenstärke beeinflusst werden. Bei hohem pH-Wert kann die Glaselektrode durch einen "Alkalifehler" beeinträchtigt werden, da die Elektrode empfindlich auf die Konzentration von Kationen wie Na⁺ und K⁺ in der Lösung reagiert. Es sind speziell konstruierte Elektroden erhältlich, die diese Probleme teilweise überwinden. ⓘ

Abwässer aus Bergwerken oder Abraumhalden können sehr niedrige pH-Werte erzeugen. ⓘ

Nichtwässrige Lösungen

Wasserstoffionenkonzentrationen (Aktivitäten) können in nichtwässrigen Lösungen gemessen werden. Die auf diesen Messungen basierenden pH-Werte gehören zu einer anderen Skala als die wässrigen pH-Werte, da sich die Aktivitäten auf unterschiedliche Standardzustände beziehen. Die Wasserstoffionenaktivität, a_H⁺, kann definiert werden als:

$a_{{\ce {H+}}}=\exp \left({\frac {\mu _{{\ce {H+}}}-\mu _{{\ce {H+}}}^{\ominus }}{RT}}\right)$

wobei μ_H⁺ das chemische Potenzial des Wasserstoffions ist, $\mu _{{\ce {H+}}}^{\ominus }$ sein chemisches Potenzial im gewählten Standardzustand, R die Gaskonstante und T die thermodynamische Temperatur ist. Daher können die pH-Werte auf den verschiedenen Skalen nicht direkt miteinander verglichen werden, da unterschiedliche solvatisierte Protonen, wie z. B. Ljoniumionen, vorliegen, so dass eine Intersolvenskala erforderlich ist, die den Transferaktivitätskoeffizienten von Hydronium-/Ljoniumionen umfasst. ⓘ

Der pH-Wert ist ein Beispiel für eine Aziditätsfunktion. Es können auch andere Säurefunktionen definiert werden. So wurde beispielsweise die Hammett-Säurefunktion H₀ im Zusammenhang mit Supersäuren entwickelt. ⓘ

Einheitliche absolute pH-Skala

Im Jahr 2010 wurde eine neue "einheitliche absolute pH-Skala" vorgeschlagen, die es ermöglichen würde, für verschiedene pH-Bereiche in unterschiedlichen Lösungen einen gemeinsamen Protonen-Referenzstandard zu verwenden. Sie wurde auf der Grundlage des absoluten chemischen Potenzials des Protons entwickelt. Dieses Modell verwendet die Lewis-Säure-Base-Definition. Diese Skala gilt für Flüssigkeiten, Gase und sogar Feststoffe. ⓘ

Anwendungen

Reines Wasser ist neutral. Wenn eine Säure in Wasser gelöst wird, ist der pH-Wert kleiner als 7 (25 °C). Wenn eine Base oder Lauge in Wasser gelöst wird, ist der pH-Wert größer als 7. Eine Lösung einer starken Säure, wie z. B. Salzsäure, in einer Konzentration von 1 mol dm-3 hat einen pH-Wert von 0. Eine Lösung einer starken Lauge, wie z. B. Natriumhydroxid, in einer Konzentration von 1 mol dm-3, hat einen pH-Wert von 14. Die gemessenen pH-Werte liegen also meist im Bereich von 0 bis 14, wobei negative pH-Werte und Werte über 14 durchaus möglich sind. Da der pH-Wert eine logarithmische Skala ist, entspricht ein Unterschied von einer pH-Einheit einem zehnfachen Unterschied in der Wasserstoffionenkonzentration. ⓘ

Der pH-Wert der Neutralität liegt nicht genau bei 7 (25 °C), obwohl dies in den meisten Fällen ein guter Näherungswert ist. Neutralität ist definiert als der Zustand, bei dem [H⁺] = [OH-] ist (oder die Aktivitäten gleich sind). Da bei der Selbstionisierung von Wasser das Produkt dieser Konzentrationen [H⁺]/M×[OH-]/M = Kw ist, ergibt sich, dass bei Neutralität [H⁺]/M = [OH-]/M = √Kw oder pH = pKw/2. pKw ist ungefähr 14, hängt aber von der Ionenstärke und der Temperatur ab, und somit auch vom pH-Wert der Neutralität. Reines Wasser und eine Lösung von NaCl in reinem Wasser sind beide neutral, da bei der Dissoziation von Wasser beide Ionen in gleicher Anzahl entstehen. Der pH-Wert der neutralen NaCl-Lösung unterscheidet sich jedoch geringfügig von dem des neutralen reinen Wassers, da die Aktivität der Wasserstoff- und Hydroxidionen von der Ionenstärke abhängt, so dass Kw mit der Ionenstärke variiert. ⓘ

Wenn reines Wasser der Luft ausgesetzt wird, wird es leicht sauer. Das liegt daran, dass Wasser Kohlendioxid aus der Luft aufnimmt, das dann langsam in Bikarbonat und Wasserstoffionen umgewandelt wird (wobei im Wesentlichen Kohlensäure entsteht).

CO
₂+ H
₂O ⇌ HCO-
₃+ H⁺ ⓘ

In Aquarien erfordern Pflanzen und Fische bestimmte pH-Bereiche. Die Lebewesen haben einen pH-Toleranzbereich und können außerhalb dieses Bereichs nicht langfristig überleben. ⓘ

pH-Wert im Boden

Klassifizierung der pH-Bereiche im Boden

Die Verfügbarkeit von Nährstoffen im Boden hängt vom pH-Wert ab. Die hellblaue Farbe stellt den idealen Bereich für die meisten Pflanzen dar. ⓘ

Das Landwirtschaftsministerium der Vereinigten Staaten (United States Department of Agriculture Natural Resources Conservation Service, früher Soil Conservation Service) klassifiziert die pH-Bereiche im Boden wie folgt:

Bezeichnung	pH-Bereich ⓘ
Sehr sauer	< 3.5
Extrem sauer	3.5–4.4
Sehr stark sauer	4.5–5.0
Stark sauer	5.1–5.5
Mäßig sauer	5.6–6.0
Schwach sauer	6.1–6.5
Neutral	6.6–7.3
Schwach alkalisch	7.4–7.8
Mäßig alkalisch	7.9–8.4
Stark alkalisch	8.5–9.0
Sehr stark alkalisch	> 9.0

In Europa wird der pH-Wert des Oberbodens durch das Ausgangsmaterial, Erosionseffekte, Klima und Vegetation beeinflusst. Eine aktuelle Karte des pH-Werts von Oberböden in Europa zeigt die alkalischen Böden im Mittelmeerraum, in Ungarn, Ostrumänien, Nordfrankreich. Skandinavische Länder, Portugal, Polen und Norddeutschland haben eher saure Böden. ⓘ

Messung des pH-Werts im Boden

Der Boden im Feld ist ein heterogenes kolloidales System, das Sand, Schluff, Ton, Mikroorganismen, Pflanzenwurzeln und unzählige andere lebende Zellen und verrottendes organisches Material umfasst. Der pH-Wert des Bodens ist eine Hauptvariable, die unzählige Prozesse und Eigenschaften beeinflusst, die für Boden- und Umweltwissenschaftler, Landwirte und Ingenieure von Interesse sind. Um die H⁺-Konzentration in einem solch komplexen System zu quantifizieren, werden Bodenproben aus einem bestimmten Bodenhorizont ins Labor gebracht, wo sie homogenisiert, gesiebt und manchmal vor der Analyse getrocknet werden. Eine Masse Boden (z. B. 5 g feldfeuchter Boden, um die Feldbedingungen bestmöglich zu repräsentieren) wird mit destilliertem Wasser oder 0,01 M CaCl₂ (z. B. 10 mL) zu einer Aufschlämmung vermischt. Nach gutem Mischen wird die Suspension kräftig gerührt und 15-20 Minuten stehen gelassen, wobei sich die Sand- und Schlickpartikel absetzen und die Tone und anderen Kolloide in der darüber liegenden Wasserphase, der so genannten wässrigen Phase, suspendiert bleiben. Eine an ein pH-Messgerät angeschlossene pH-Elektrode wird mit gepufferten Lösungen mit bekanntem pH-Wert (z. B. pH 4 und 7) kalibriert, bevor sie in den oberen Teil der wässrigen Phase eingeführt wird, und der pH-Wert wird gemessen. Eine kombinierte pH-Elektrode enthält sowohl die H⁺-Messelektrode (Glaselektrode) als auch eine Referenzelektrode, die eine pH-unempfindliche Referenzspannung und eine Salzbrücke zur Wasserstoffelektrode liefert. In anderen Konfigurationen sind die Glas- und die Referenzelektrode getrennt und werden über zwei Anschlüsse mit dem pH-Meter verbunden. Das pH-Messgerät misst die Potenzialdifferenz (Spannung) zwischen den beiden Elektroden und wandelt sie in den pH-Wert um. Bei der separaten Referenzelektrode handelt es sich in der Regel um die Kalomelelektrode, bei der Einstabmesskette wird die Silber-Silberchlorid-Elektrode verwendet. ⓘ

Die praktische Bestimmung des pH-Wertes im Boden auf diese Weise ist mit zahlreichen Unsicherheiten behaftet. Da eine elektrische Potentialdifferenz zwischen der Glas- und der Referenzelektrode gemessen wird, wird in Wirklichkeit die Aktivität von H⁺ und nicht die Konzentration quantifiziert. Die H⁺-Aktivität wird manchmal als "effektive H⁺-Konzentration" bezeichnet und steht in direktem Zusammenhang mit dem chemischen Potenzial des Protons und seiner Fähigkeit, in der Bodenlösung im Gleichgewicht mit den festen Phasen chemische und elektrische Arbeit zu leisten. Ton- und organische Partikel tragen negative Ladungen auf ihren Oberflächen, und die von ihnen angezogenen H⁺-Ionen befinden sich im Gleichgewicht mit den H⁺-Ionen in der Bodenlösung. Der gemessene pH-Wert wird definitionsgemäß nur in der wässrigen Phase quantifiziert, aber der erhaltene Wert wird durch das Vorhandensein und die Art der Bodenkolloide und die Ionenstärke der wässrigen Phase beeinflusst. Eine Änderung des Verhältnisses von Wasser zu Boden in der Aufschlämmung kann den pH-Wert durch Störung des Wasser-Kolloid-Gleichgewichts, insbesondere der Ionenstärke, verändern. Durch die Verwendung von 0,01 M CaCl₂ anstelle von Wasser wird diese Auswirkung des Wasser-Boden-Verhältnisses vermieden und eine konsistentere Annäherung an den "Boden-pH-Wert" erzielt, der mit dem Wurzelwachstum der Pflanzen, der Rhizosphäre und der mikrobiellen Aktivität, dem Säuregehalt des Drainagewassers und den chemischen Prozessen im Boden in Zusammenhang steht. Die Verwendung von 0,01 M CaCl₂ bringt alle löslichen Ionen in der wässrigen Phase näher an die kolloidalen Oberflächen heran, so dass die H⁺-Aktivität näher an ihnen gemessen werden kann. Die Verwendung der 0,01-M-CaCl₂-Lösung ermöglicht somit eine konsistentere, quantitativere Schätzung der H⁺-Aktivität, insbesondere wenn verschiedene Bodenproben räumlich und zeitlich verglichen werden. ⓘ

pH-Wert in der Natur

Zitronensaft schmeckt sauer, weil er 5 bis 6 % Zitronensäure enthält und einen pH-Wert von 2,2 hat (hoher Säuregehalt). ⓘ

pH-abhängige Pflanzenpigmente, die als pH-Indikatoren verwendet werden können, kommen in vielen Pflanzen vor, darunter Hibiskus, Rotkohl (Anthocyane) und Weintrauben (Rotwein). Der Saft von Zitrusfrüchten ist hauptsächlich deshalb sauer, weil er Zitronensäure enthält. Andere Carbonsäuren kommen in vielen lebenden Systemen vor. Milchsäure wird zum Beispiel durch Muskeltätigkeit gebildet. Der Protonierungszustand von Phosphatderivaten, wie ATP, ist pH-abhängig. Die Funktion des sauerstofftransportierenden Enzyms Hämoglobin wird durch den pH-Wert beeinflusst, was als Root-Effekt bekannt ist. ⓘ

Meerwasser

Der pH-Wert des Meerwassers liegt normalerweise zwischen 7,4 und 8,5. Er spielt eine wichtige Rolle im Kohlenstoffkreislauf des Ozeans, und es gibt Hinweise auf eine fortschreitende Versauerung der Ozeane, die durch Kohlendioxidemissionen verursacht wird. Die Messung des pH-Wertes wird jedoch durch die chemischen Eigenschaften des Meerwassers erschwert, und in der chemischen Ozeanographie gibt es mehrere verschiedene pH-Skalen. ⓘ

Als Teil ihrer operationellen Definition der pH-Skala definiert die IUPAC eine Reihe von Pufferlösungen für einen Bereich von pH-Werten (oft mit der Bezeichnung NBS oder NIST versehen). Diese Lösungen haben eine relativ niedrige Ionenstärke (≈0,1) im Vergleich zu Meerwasser (≈0,7) und werden daher nicht für die Charakterisierung des pH-Werts von Meerwasser empfohlen, da die Unterschiede in der Ionenstärke zu Änderungen des Elektrodenpotenzials führen. Um dieses Problem zu lösen, wurde eine alternative Pufferserie auf der Basis von künstlichem Meerwasser entwickelt. Diese neue Serie löst das Problem der Ionenstärkeunterschiede zwischen den Proben und den Puffern, und die neue pH-Skala wird als "Gesamtskala" bezeichnet, die oft als pHT bezeichnet wird. Die Gesamtskala wurde unter Verwendung eines Mediums definiert, das Sulfat-Ionen enthält. Diese Ionen erfahren eine Protonierung, H⁺ + SO2-
₄↔ HSO-
₄, so dass die Gesamtskala sowohl die Wirkung von Protonen (freie Wasserstoffionen) als auch von Hydrogensulfationen umfasst:

[H⁺]_T = [H⁺]_F + [HSO-
₄] ⓘ

Eine alternative Skala, die "freie Skala", die oft als "pH_F" bezeichnet wird, lässt diesen Aspekt außer Acht und konzentriert sich ausschließlich auf [H⁺]_F, was im Prinzip eine einfachere Darstellung der Wasserstoffionenkonzentration ermöglicht. Da nur [H⁺]_T bestimmt werden kann, muss [H⁺]_F anhand des [SO2-
₄] und der Stabilitätskonstante von HSO-
₄, K^*
_S:

[H⁺]_F = [H⁺]_T - [HSO-
₄] = [H⁺]_T ( 1 + [SO2-
₄] / K^*
_S )-1 ⓘ

Es ist jedoch schwierig, K^*
S in Meerwasser zu schätzen, was den Nutzen der ansonsten einfacheren freien Skala einschränkt. ⓘ

Eine andere Skala, die so genannte "Meerwasserskala", die oft als "pH_SWS" bezeichnet wird, berücksichtigt eine weitere Protonierungsbeziehung zwischen Wasserstoffionen und Fluoridionen, H⁺ + F- ⇌ HF. Daraus ergibt sich der folgende Ausdruck für [H⁺]_SWS:

[H⁺]_SWS = [H⁺]_F + [HSO-
₄] + [HF] ⓘ

Der Vorteil der Berücksichtigung dieser zusätzlichen Komplexität hängt jedoch von der Fluoridmenge im Medium ab. Im Meerwasser beispielsweise kommen Sulfat-Ionen in viel höheren Konzentrationen (>400-mal) vor als Fluorid. Infolgedessen ist der Unterschied zwischen der Gesamt- und der Meerwasserskala für die meisten praktischen Zwecke sehr gering. ⓘ

Die folgenden drei Gleichungen fassen die drei Skalen des pH-Werts zusammen:

pH_F = -log [H⁺]_F

pH_T = -log([H⁺]_F + [HSO-
₄]) = -log [H⁺]_T

pH_SWS = -log(H⁺]_F + [HSO-
₄] + [HF]) = -log [v]_{SWS ⓘ}

In der Praxis unterscheiden sich die drei Meerwasser-pH-Skalen in ihren Werten um bis zu 0,10 pH-Einheiten, Unterschiede, die viel größer sind als die typischerweise erforderliche Genauigkeit der pH-Messungen, insbesondere in Bezug auf das Karbonatsystem des Ozeans. Da Sulfat- und Fluoridionen nicht berücksichtigt werden, unterscheidet sich die freie Skala deutlich von der Gesamt- und der Meerwasserskala. Wegen der relativen Unwichtigkeit des Fluoridions unterscheiden sich die Gesamt- und die Meerwasserskala nur sehr geringfügig. ⓘ

Lebende Systeme

pH in lebenden Systemen

Kompartiment	pH-Wert
Magensäure 1,5-3,5
Lysosomen	4,5
| 4,7
Granula der Chromaffin-Zellen 5,5
Urin	6,0
Zytosol 7,2
Blut (natürlicher pH-Wert) 7,34-7,45
Zerebrospinalflüssigkeit (CSF)	7,5
Mitochondrien-Matrix 7,5
Bauchspeicheldrüsensekrete 8,1

ⓘ

Der pH-Wert der verschiedenen Zellkompartimente, Körperflüssigkeiten und Organe wird in der Regel in einem als Säure-Basen-Homöostase bezeichneten Prozess streng reguliert. Die häufigste Störung der Säure-Basen-Homöostase ist die Azidose, d. h. eine Übersäuerung des Körpers, die im Allgemeinen durch einen pH-Wert von unter 7,35 definiert ist. Die Alkalose ist der gegenteilige Zustand, bei dem der pH-Wert des Blutes zu hoch ist. ⓘ

Der pH-Wert des Blutes ist in der Regel leicht basisch mit einem Wert von pH 7,365. Dieser Wert wird in der Biologie und Medizin oft als physiologischer pH-Wert bezeichnet. Plaque kann ein lokal saures Milieu schaffen, das durch Demineralisierung zu Karies führen kann. Enzyme und andere Proteine haben einen optimalen pH-Bereich und können außerhalb dieses Bereichs inaktiviert oder denaturiert werden. ⓘ

Berechnungen des pH-Werts

Die Berechnung des pH-Werts einer Lösung, die Säuren und/oder Basen enthält, ist ein Beispiel für eine chemische Speziationsberechnung, d. h. ein mathematisches Verfahren zur Berechnung der Konzentrationen aller chemischen Spezies, die in der Lösung vorhanden sind. Wie komplex das Verfahren ist, hängt von der Art der Lösung ab. Für starke Säuren und Basen sind außer in extremen Situationen keine Berechnungen erforderlich. Der pH-Wert einer Lösung, die eine schwache Säure enthält, erfordert die Lösung einer quadratischen Gleichung. Der pH-Wert einer Lösung, die eine schwache Base enthält, kann die Lösung einer kubischen Gleichung erfordern. Der allgemeine Fall erfordert die Lösung einer Reihe nichtlinearer simultaner Gleichungen. ⓘ

Ein komplizierender Faktor ist, dass Wasser selbst eine schwache Säure und eine schwache Base ist (siehe Amphoterismus). Es dissoziiert nach dem Gleichgewicht

2 H₂O ⇌ H₃O⁺ (aq) + OH- (aq)

mit einer Dissoziationskonstante, K_w definiert als

$K_{w}={\ce {[H+][OH^{-}]}}/{\ce {M}}^{2}$

wobei [H⁺] für die Konzentration des wässrigen Hydronium-Ions und [OH-] für die Konzentration des Hydroxid-Ions steht. Dieses Gleichgewicht muss bei hohen pH-Werten und bei extrem niedrigen Konzentrationen der gelösten Stoffe berücksichtigt werden. ⓘ

Starke Säuren und Basen

Starke Säuren und Basen sind Verbindungen, die in der Praxis in Wasser vollständig dissoziiert sind. Unter normalen Umständen bedeutet dies, dass die Wasserstoffionenkonzentration in einer sauren Lösung gleich der Konzentration der Säure ist. Der pH-Wert ist dann gleich minus dem Logarithmus des Konzentrationswertes. Salzsäure (HCl) ist ein Beispiel für eine starke Säure. Der pH-Wert einer 0,01M-Lösung von HCl ist gleich -log₁₀(0,01), d. h. pH = 2. Natriumhydroxid, NaOH, ist ein Beispiel für eine starke Base. Der p[OH]-Wert einer 0,01M-Lösung von NaOH ist gleich -log₁₀(0,01), d. h. p[OH] = 2. Aus der Definition von p[OH] im obigen Abschnitt über pOH ergibt sich, dass der pH-Wert bei etwa 12 liegt. Bei Lösungen von Natriumhydroxid in höheren Konzentrationen muss das Gleichgewicht der Selbstionisierung berücksichtigt werden. ⓘ

Die Selbstionisation muss auch bei extrem niedrigen Konzentrationen berücksichtigt werden. Nehmen wir zum Beispiel eine Salzsäurelösung mit einer Konzentration von 5×10-8M. Das oben beschriebene einfache Verfahren würde vermuten lassen, dass sie einen pH-Wert von 7,3 hat. Das ist eindeutig falsch, denn eine saure Lösung sollte einen pH-Wert von weniger als 7 haben. Wenn man das System als ein Gemisch aus Salzsäure und der amphoteren Substanz Wasser behandelt, ergibt sich ein pH-Wert von 6,89. ⓘ

Schwache Säuren und Basen

Eine schwache Säure oder die konjugierte Säure einer schwachen Base kann mit demselben Formalismus behandelt werden.

• Säure HA: HA ⇌ H⁺ + A-
• Base A: HA⁺ ⇌ H⁺ + A ⓘ

Zunächst wird eine Säuredissoziationskonstante wie folgt definiert. Aus Gründen der Allgemeinheit werden die elektrischen Ladungen in den folgenden Gleichungen weggelassen

$K_{a}={\frac {{\ce {[H] [A]}}}{{\ce {[HA]}}}}$

und es wird davon ausgegangen, dass ihr Wert experimentell bestimmt worden ist. In diesem Fall sind die drei unbekannten Konzentrationen [HA], [H⁺] und [A-] durch Berechnung zu bestimmen. Es werden zwei zusätzliche Gleichungen benötigt. Eine Möglichkeit, sie aufzustellen, ist die Anwendung des Massenerhaltungssatzes in Bezug auf die beiden "Reagenzien" H und A.

$C_{{\ce {A}}}={\ce {[A]}}+{\ce {[HA]}}$

$C_{{\ce {H}}}={\ce {[H]}}+{\ce {[HA]}}$

C steht für die analytische Konzentration. In einigen Texten wird eine Massenbilanzgleichung durch eine Gleichung für die Ladungsbilanz ersetzt. Dies ist für einfache Fälle wie den vorliegenden zufriedenstellend, lässt sich aber auf kompliziertere Fälle wie die folgenden nicht so einfach anwenden. Zusammen mit der Gleichung, die Ka definiert, gibt es nun drei Gleichungen mit drei Unbekannten. Wenn eine Säure in Wasser gelöst wird, ist CA = C_H = Ca, die Konzentration der Säure, also [A] = [H]. Nach einigen weiteren algebraischen Manipulationen lässt sich eine Gleichung für die Wasserstoffionenkonzentration aufstellen.

$[{\ce {H}}]^{2}+K_{a}[{\ce {H}}]-K_{a}C_{a}=0$

Die Lösung dieser quadratischen Gleichung ergibt die Wasserstoffionenkonzentration und damit p[H] oder, vereinfacht ausgedrückt, den pH-Wert. Dieses Verfahren wird in einer ICE-Tabelle veranschaulicht, die auch zur Berechnung des pH-Werts verwendet werden kann, wenn dem System eine zusätzliche (starke) Säure oder Lauge hinzugefügt wurde, d. h. wenn C_A ≠ C_H. ⓘ

Wie lautet zum Beispiel der pH-Wert einer 0,01 M Lösung von Benzoesäure, pKa = 4,19? ⓘ

• Schritt 1: $K_{a}=10^{-4.19}=6.46\times 10^{-5}$
• Schritt 2: Stellen Sie die quadratische Gleichung auf. $[{\ce {H}}]^{2}+6.46\times 10^{-5}[{\ce {H}}]-6.46\times 10^{-7}=0$
• Schritt 3: Lösen Sie die quadratische Gleichung. $[{\ce {H+}}]=7.74\times 10^{-4};\quad \mathrm {pH} =3.11$

Für alkalische Lösungen wird der Massenbilanzgleichung ein zusätzlicher Term für Wasserstoff hinzugefügt. Da die Zugabe von Hydroxid die Wasserstoffionenkonzentration verringert und die Hydroxidionenkonzentration durch das Selbstionisierungsgleichgewicht auf einen Wert von ${\frac {K_{w}}{{\ce {[H+]}}}}$

$C_{\ce {H}}={\frac {[{\ce {H}}]+[{\ce {HA}}]-K_{w}}{\ce {[H]}}}$

In diesem Fall ist die resultierende Gleichung in [H] eine kubische Gleichung. ⓘ

Allgemeine Methode

Einige Systeme, wie z. B. die polyprotischen Säuren, lassen sich mit Hilfe von Tabellenkalkulationen berechnen. Bei drei oder mehr Reagenzien oder wenn viele Komplexe mit allgemeinen Formeln wie ApB_qHr gebildet werden, kann die folgende allgemeine Methode zur Berechnung des pH-Werts einer Lösung verwendet werden. Bei drei Reagenzien zum Beispiel wird jedes Gleichgewicht durch eine Gleichgewichtskonstante β charakterisiert.

$[{\ce {A}}_{p}{\ce {B}}_{q}{\ce {H}}_{r}]=\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}$

Schreiben Sie anschließend die Gleichungen der Massenbilanz für jedes Reagenz auf:

${\begin{aligned}C_{\ce {A}}&=[{\ce {A}}]+\Sigma p\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}\\C_{\ce {B}}&=[{\ce {B}}]+\Sigma q\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}\\C_{\ce {H}}&=[{\ce {H}}]+\Sigma r\beta _{pqr}[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}[{\ce {H}}]^{r}-K_{w}[{\ce {H}}]^{-1}\end{aligned}}$

Beachten Sie, dass diese Gleichungen keine Näherungen enthalten, außer dass jede Stabilitätskonstante als Quotient von Konzentrationen und nicht von Aktivitäten definiert ist. Wenn Aktivitäten verwendet werden sollen, sind wesentlich kompliziertere Ausdrücke erforderlich. ⓘ

Es gibt 3 nichtlineare simultane Gleichungen in den drei Unbekannten [A], [B] und [H]. Da die Gleichungen nicht linear sind und die Konzentrationen in vielen Potenzen von 10 liegen können, ist die Lösung dieser Gleichungen nicht ganz einfach. Es gibt jedoch viele Computerprogramme, mit denen diese Berechnungen durchgeführt werden können. Es können mehr als drei Reagenzien vorhanden sein. Die Berechnung von Wasserstoffionenkonzentrationen unter Verwendung dieses Formalismus ist ein Schlüsselelement bei der Bestimmung von Gleichgewichtskonstanten durch potentiometrische Titration. ⓘ

Definition

pH-Wert

Der pH-Wert ist definiert als die Gegenzahl des dekadischen Logarithmus (= Zehnerlogarithmus) der Wasserstoffionen-Aktivität. ⓘ

$\mathrm {pH} =-\log _{10}a\left(\mathrm {H} ^{+}\right)$ ⓘ

Die dimensionslose, relative Aktivität des Wasserstoffions a(H⁺) ist das Produkt der Molalität des Wasserstoffions (m(H⁺) in mol·kg⁻¹) und des Aktivitätskoeffizienten des Wasserstoffions (γ_H) geteilt durch die Einheit der Molalität (m⁰ in mol·kg⁻¹). ⓘ

Zur Vereinfachung der Formeln wird in der Regel das H⁺ (Wasserstoffion) für die Definition des pH verwendet. In der Realität existieren diese Wasserstoffionen (freie Protonen) aber nur in assoziierter Form. Im Wasser bildet sich in erster Stufe das Oxoniumion H₃O⁺, welches wiederum noch weitere Wassermoleküle anlagert (etwa H₉O₄⁺ bzw. H₃O⁺ · 3 H₂O). ⓘ

Die exakte Definition des pH-Wertes wird bei einfachen Berechnungen jedoch selten verwendet. Vielmehr begnügt man sich aus Gründen der Vereinfachung mit der Näherung, dass die Oxoniumaktivität für verdünnte Lösungen gleich der Maßzahl der Oxoniumionen-Konzentration (in mol·dm⁻³ bzw. mol·l⁻¹) gesetzt wird:

$\mathrm {pH} =-\log _{10}a\left(\mathrm {H} ^{+}\right)\approx -\log _{10}\left({\frac {c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)}{c^{o}}}\right)$. ⓘ

Man beachte auch, dass eigentlich die Einzelionenaktivität des Wasserstoffions bekannt sein müsste, um den pH-Wert exakt nach Definition zu bestimmen. Allerdings ist es umstritten, ob Einzelionenaktivitäten bestimmt werden können. ⓘ

Der pH-Wert bei anderen Lösungsmitteln

Eine Maßzahl vergleichbar dem „pH-Wert“ ist auch für andere amphiprotische Lösungsmittel LH definiert, die Protonen übertragen können. Auch diese beruhen auf der Autoprotolyse des jeweiligen Lösungsmittels. Die allgemeine Reaktion lautet:

2 LH $\leftrightharpoons$ LH₂⁺ + L⁻, ⓘ

mit dem Lyonium-Ion LH₂⁺ und dem Lyat-Ion L⁻. ⓘ

Die Gleichgewichtskonstante K ist hier im Allgemeinen kleiner als beim Ionenprodukt des Wassers. Der pH-Wert ist dann folgendermaßen definiert:

$\mathrm {pH} _{p}=-\log _{10}c\left(\mathrm {LH_{2}^{\,+}} \right)$ ⓘ

Einige Beispiele für amphiprotische Lösungsmittel
wasserfreie Ameisensäure	2 HCOOH $\leftrightharpoons$ HCOOH2+ + HCOO−
wasserfreies Ammoniak	2 NH3 $\leftrightharpoons$ NH2− + NH4+
wasserfreie Essigsäure	2 CH3COOH $\leftrightharpoons$ CH3COO− + CH3COOH2+
wasserfreies Ethanol	2 C2H5OH $\leftrightharpoons$ C2H5OH2+ + C2H5O−

ⓘ

Bestimmung des pH-Wertes

Berechnung

Ein häufig vorliegendes Problem ist, dass der pH-Wert errechnet werden soll, während die Konzentration bekannt ist und der pK_S-Wert (der die Stärke der Säure bzw. Base repräsentiert) aus Tabellenwerken entnommen werden kann. Ein Beispiel aus der Praxis ist das Herstellen von Lösungen mit vorgegebenen pH-Wert. Es existieren Formeln, mit denen man den pH-Wert näherungsweise berechnen kann. Trotz Näherungen sind die Ergebnisse im Normalfall genau genug. ⓘ

Die Formeln leiten sich her aus dem ⓘ

Massenwirkungsgesetz: $K_{\mathrm {s} }={\frac {c\left(\mathrm {A^{-}} \right)\cdot c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)}{c\left(\mathrm {HA} \right)\cdot c^{o}}}$ ⓘ

Ionenprodukt des Wassers $K_{\mathrm {w} }={\frac {c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)}{c^{o}}}\cdot {\frac {c\left(\mathrm {OH^{-}} \right)}{c^{o}}}$ ⓘ

Massenerhaltungssatz $c_{0}=c\left(\mathrm {HA} \right)+c\left(\mathrm {A^{-}} \right)$ ⓘ

Ladungserhaltungssatz $c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=c\left(\mathrm {A^{-}} \right)+c\left(\mathrm {OH^{-}} \right)$ ⓘ

Starke Säuren

Säuren mit einem pK_S zwischen 1 und 4,5 werden als vollständig deprotoniert nicht mehr genau genug beschrieben. Allerdings kann auch hier die Autoprotolyse des Wassers vernachlässigt werden. Nach den Prinzipien der Massengleichheit und der Elektroneutralität ergibt sich die Gleichung:

$c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=-{\frac {K_{\mathrm {s} }c^{o}}{2}}+c^{o}\cdot {\sqrt {{\frac {K_{\mathrm {s} }^{2}}{4}}+K_{\mathrm {s} }\cdot c_{0}/c^{o}}}$ ⓘ

Die Formel kann auch für schwächere Säuren angewandt werden, was insbesondere für niedrig konzentrierte Lösungen zu empfehlen ist. Erst wenn der pK_S 9 übersteigt oder die Konzentration unter 10⁻⁶ mol·l⁻¹ liegt, wird die Formel ungenau, da dann die Autoprotolyse des Wassers zu berücksichtigen ist. ⓘ

Schwache Säuren

Bei schwachen Säuren (4,5 < pK_S < 9,5) ist der Anteil der dissoziierten Säuremoleküle klein gegenüber dem Anteil der undissoziierten. Als Vereinfachung kann daher angenommen werden, dass in der Lösung noch immer so viele protonierte Säuremoleküle vorliegen, wie ursprünglich zugegeben wurden. Die Gleichung für schwache Säuren vereinfacht sich dadurch zu:

$c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=c^{o}\cdot {\sqrt {K_{\mathrm {s} }\cdot c_{0}/c^{o}}}$ ⓘ

Der daraus resultierende Fehler sinkt mit zunehmender Konzentration und dem pK_S-Wert. Im Zweifelsfall kann auch mit der Formel für starke Säuren gerechnet werden. ⓘ

Messung

Potentiometrie

Auf dem Prinzip der Potentiometrie beruhen die meisten handelsüblichen pH-Meter. Dabei wird eine mit Pufferlösung gefüllte Glasmembrankugel in die zu messende Flüssigkeit eingetaucht. Durch die Neigung der Wasserstoffionen, sich in dünner Schicht an Silikatgruppen der Glasoberfläche anzulagern, baut sich je nach pH-Differenz eine galvanische Spannung zwischen der Innen- und der Außenseite der Kugel auf. Diese Quellenspannung wird mittels zweier Bezugselektroden gemessen, von denen sich eine innerhalb der Glaskugel, die andere in einem Referenzelektrolyten befindet. Ausführliche Informationen siehe pH-Elektrode. ⓘ

Messung durch Ionensensitive Feldeffekt-Transistoren

Ähnlich wie an der Glaselektrode bauen Wasserstoffionen an der sensitiven Gate-Membran eines ionensensitiven Feldeffekttransistors (ISFET) ein Potential auf, welches die Stromdurchlässigkeit des Transistors beeinflusst. Durch geeignete Messtechnik lässt sich dieses Signal dann als pH-Wert anzeigen. ⓘ

Bedeutung des pH-Wertes

Auswirkungen des pH-Wertes in der Chemie

Manche chemische Verbindungen ändern ihre chemische Struktur in Abhängigkeit vom pH-Wert und damit unter Umständen auch ihre Farbe, wie es für pH-Indikatoren, etwa das Phenolphthalein von farblos zu rot erfolgt. ⓘ

Bei vielen Reaktionen spielen die Wasserstoffionen eine Rolle, direkt in wässriger Lösung oder als „Katalysator“. Der pH-Wert beeinflusst die Reaktionsgeschwindigkeit, wie am Beispiel der Aushärtung von Aminoplasten. ⓘ

Bedeutung des pH-Wertes beim Trinkwasser

Gemäß der Trinkwasserverordnung soll das Trinkwasser aus der Leitung einen pH-Wert zwischen 6,5 und 9,5 aufweisen. Leitungswasser mit niedrigem pH-Wert löst Metallionen aus der Leitungswand, was bei Verwendung von Blei- und Kupferrohren zu einer Vergiftung von Lebewesen führen kann. Kennt man den pH-Wert und das Leitungsmaterial nicht, kann man vor der Entnahme von Trinkwasser zunächst Brauchwasser (z. B. für Reinigungszwecke) aus der Leitung laufen lassen. ⓘ